ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli.

HTML
DOWNLOAD

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli."

Paulina Kaczmarczyk
9 lat temu
Przeglądów:

1 ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA Cel ćwiczenia Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli. Zakres wymaganych wiadomości 1. Dysocjacja elektrolityczna.. Iloczyn jonowy wody.. Pojęcie ph. 4. Roztwory buforowe, wskaźniki. 5. Elektrody: szklana i kalomelowa Iloczyn jonowy wody Czysta woda jest w niewielkim stopniu zdysocjowana, co znajduje potwierdzenie w słabym przewodzeniu prądu elektrycznego. Woda dysocjuje według równania: O H H Jeśli przyjmie się, że jon wodorowy wiąże jedną cząsteczkę wody, tworząc jon hydroniowy H O +, można równanie dysocjacji wody przedstawić również w postaci następującej: H O H O OH OH Gdy zgodnie z prawem działania mas stałą dysocjacji wody wyrazić równaniem: a stężenie molowe wody: wtedy iloczyn: 1000g / dm [ H O] 55,5mola / dm 18g / mol K W K [ H O] [ H ] [ OH ] 1, ,5 10 [ mol / dm o ] ( temp. C) nosi nazwę iloczynu jonowego wody. Iloczyn jonowy wody jest w danej temperaturze wielkością stałą i określa zależność między stężeniami jonów H + i OH -, bez względu na to, skąd te jony pochodzą - z samej wody czy też z kwasu lub zasady. Znając stężenie jonów wodorowych można na podstawie iloczynu jonowego wody obliczyć stężenie jonów wodorotlenowych: 7 [ H ] [ OH ] 10 mol / dm Logarytmując iloczyn jonowy wody otrzymujemy prostą zależność: ph + poh = 14 1

2 4.. Pojęcie ph i metody jego wyznaczania Dla określenia kwasowości roztworu używa się ujemnego logarytmu dziesiętnego ze stężenia jonów wodorowych, oznaczonego symbolem ph: ph log[ H ] Przykłady 1. Obliczyć ph 0,1 M roztworu HCL Zakładając całkowitą dysocjację widzimy, że z jednej cząsteczki HC1 powstaje jeden jon H +, a z 0,1 mola HC1-0,1 mola jonów H +, tj. [H + ] = 0,1 = 10-1 mola/dm.. Obliczyć ph 0,1 M roztworu NaOH. ph = - log 10-1 =1 - roztwór kwaśny. [ OH ] 0, [ H ph = log 10-1 = 1 10 ] roztwór zasadowy. ph=11. Obliczyć [H+]. ph=11 log[ H ] 11 to [ H ] 10 Środowisko roztworu określa stężenie jonów wodorowych. Można zapisać, że: - w środowisku kwaśnym [H + ]>10-7 >[OH - ] ph<7 - w środowisku zasadowym [H + ]<10-7 <[OH - ] ph>7 - w środowisku obojętnym [H + ]=[OH - ]=10-7 ph=7 11 Nazwa wskaźnika Błękit tymolowy Tropeolina OO Oranż metylowy Czerwień naftolowa Zieleń bromokrezol. Czerwień metylowa Błękit bromotymol. Czerwień fenolowa Czerwień krezolowa Błękit tymolowy Fenoloftaleina Tymoloftaleina Żółcień alizarynowa Nitramina Zakres zmiany Barwa w roztworze barwy kwaśnym zasadowym 1,-,8 1,4,6,1-4,4,7-5,0 4,0-5,6 4,4-6, 6,-7,6 6,4-8,0 7,-8,8 8,0-9,6 8,0-8, bezbarwna 9,4-10,6 bezbarwna 10,0-1,0 11,0-1,0 bezbarwna brązowa tab.4.1.

3 Oznaczenia ph dokonuje się różnymi metodami, np. używając wskaźników lub pehametru. Wskaźniki to barwniki organiczne, o charakterze słabych kwasów lub zasad, posiadające własność zmiany barwy w zależności od ph. Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres ph w którym stopniowo następuje zmiana barwy. Na przykład - oranż metylowy - ma w roztworach o ph niższym niż,1 barwę czerwoną, a przy ph wyższym niż 4,4 barwę żółtą. W zakresie między ph,1 a 4,4 barwa stopniowo przechodzi od czerwonej do żółtej, poprzez wszystkie odcienie pomarańczowej. Barwy i zakresy ich zmiany dla niektórych wskaźników podaje tabela 4,1. Przy orientacyjnym określaniu ph roztworu do kilku probówek z badanym roztworem dodajemy po kropli różnych wskaźników i porównując ich barwy wnioskujemy o ph roztworu. Często używa się uniwersalnych papierków wskaźnikowych. Są to paseczki bibuły na sączone mieszaniną wskaźników tak dobranych, że każdej całkowitej wartości ph między 1 a 10 odpowiada inna barwa. Barwę papierka zwilżonego badanym roztworem porównujemy ze skalą barw na okładce książeczki. Ta szybka, ale niezbyt dokładna metoda pozwala na pomiar ph z dokładnością do jednostki. Przy użyciu wskaźników można również dokładniej wyznaczyć ph. W tym celu określamy ph badanego roztworu np. za pomocą uniwersalnych papierów wskaźnikowych. Następnie wybieramy taki wskaźnik, aby spodziewane ph badanego roztworu leżało w zakresie zmiany barwy wybranego indykatora. Potem sporządzamy szereg roztworów wzorcowych (z buforów) o znanej wartości ph, dodajemy jednakową ilość kropel wskaźnika (-) i porównujemy zabarwienie. Elektrometryczne pomiary ph roztworu opierają się na wykorzystaniu zależności potencjału odpowiednich elektrod (wodorowej, szklanej) od stężenia jonów wodorowych w roztworze. W celu dokonania pomiaru buduje się ogniwo składające się z elektrody wskaźnikowej (np. elektroda szklana) i elektrody odniesienia o stałym potencjale (np.elektroda kalomelowa). Elektrody wskaźnikowe stosowane w pehametrii są odwracalne względem jonu H +, natomiast takie elektrody jak elektroda kalomelowa, odwracalna względem jonów Cl - spełnia rolę elektrody porównawczej, o stałym potencjale niezależnym od aktywności jonów H +. Na elektrodzie kalomelowej, zależnie od kierunku prądu, zachodzi utlenienie rtęci lub redukcja jonów rtęciowych. W wyniku tego pojawia się lub zanika pewna ilość Hg Cl, jednakże jego stężenie w roztworze nasyconym i wartość potencjału elektrody nie zmienia się. W elektrodzie szklanej na granicy cienkiej membrany szklanej z roztworem zawierającym jony H + tworzy się potencjał, którego powstawanie wyjaśnia teoria wymieniaczy jonowych. Rolę taką pełni szkło, którego trójwymiarowy szkielet krzemianowy zawiera ruchliwe kationy metali alkalicznych. Elektrodę szklaną należy przed użyciem namoczyć w wodzie, aby jej cząsteczki wniknęły do membrany i wytworzyły warstwę uwodnioną o grubości nm. Jej powstanie jest warunkiem sprawnego funkcjonowania elektrody szklanej. Rys Elektrody do pomiaru ph: a) szklana, b) kalomelowa Sumaryczną reakcję przebiegającą na granicy faz można przedstawić równaniem: Na + (szkło)+ H + (roztwór) = H + (szkło)+ Na + (roztwór)

4 Sucha elektroda szklana zanurzona do roztworu wykazuje zmienny potencjał, który ustala się dopiero po pewnym czasie gdy powierzchnia szkła dojdzie do stanu, w którym łatwa jest wymiana jonów H + z jonami szkła. Nową elektrodę umieszcza się zatem na 1- dni w 0,1 M HCl i dopiero potem używa do pomiarów przechowując w wodzie destylowanej. Obie elektrody przedstawiono schematycznie na rys Obecnie w pomiarach powszechnie stosuje się elektrody uniwersalne zawierające w jednej obudowie zestaw dwóch elektrod: szklanej wskaźnikowej oraz chlorosrebrowej Ag/AgCl/Cl nas, spełniającej rolę elektrody odniesienia. 4.. Roztwory buforowe Zmiany ph w roztworach o ph< lub o ph>1 po dodaniu kwasów lub zasad są niewielkie. Roztwory o wartościach ph1 ph zachowują odczyn po dodaniu kwasu lub zasady tylko w obecności buforów. Są nimi słabe kwasy lub zasady, współistniejące w stanie równowagi z ich solami mocnych zasad lub mocnych kwasów. Tak więc w roztworze buforowym istnieje słaby kwas i jego anion, czyli sprzężona para kwas-zasada. CH COOH CH COO + H + kwas zasada Wartość ph roztworu buforowego zależy od mocy tworzących go kwasów lub zasad. Często stosowanymi roztworami buforowymi są mieszaniny: CH COOH + CH COONa, NH 4 OH + NH 4 Cl, HCOOH + HCOONa, C 6 H 5 COOH + C 6 H 5 COONa, NaH PO 4 + Na HPO 4. Stężenie jonów wodorowych w roztworach buforowych zależy jedynie od stosunku stężenia kwasu i soli. Rozcieńczając roztwór zmniejszamy w jednakowym stopniu stężenie obydwu składników, a więc wartość ph pozostaje bez zmian. Roztwory buforowe odgrywają bardzo ważną rolę w ustrojach żywych, w procesach przemysłowych, w chemii analitycznej, gdzie zachodzi konieczność utrzymania ph roztworu na pewnym określonym poziomie Przebieg ćwiczenia Oznaczanie ph roztworu za pomocą wskaźników Oznaczyć w przybliżeniu ph nieznanego roztworu za pomocą papierka uniwersalnego oraz wskażników znajdujących się na stanowisku. Do odpowiedniej ilości probówek wlać po około 1 cm badanego roztworu, dodać po 1 kropli wskaźnika. Z barwy poszczególnych prób ustalić ph badanego roztworu (tabela 4.1.). Wyniki podać w sprawozdaniu Oznaczanie ph roztworu za pomocą skali buforowej Do 10 probówek należy odmierzyć kolejno po 1 cm mieszanin buforowych według wzrastającej wartości ph. Do każdej probówki dodać 1 kroplę błękitu bromotymolowego i wymieszać, następnie porównać barwę roztworu badanego ze skalą barw w probówkach. Podobną próbę można przeprowadzić z innym wybranym wskażnikiem Porównanie ph mocnego i słabego kwasu o tej samej molowości Określić papierkiem uniwersalnym ph 0,1 M roztworu HC1 i 0,1 M CH COOH. Dla tych samych roztworów wykonać obliczenia wartości ph Zobojętnianie kwasu zasadą Otrzymany w kolbie miarowej na 100 ml roztwór kwasu uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. Roztwór przelać do zlewki na 50 ml, ustawić na płycie mieszadła elektromagnetycznego, umieścić w niej mieszadełko oraz - elektrody pehametru. Zmierzyć ph roztworu. Biuretę napełnić roztworem NaOH 0,1 M i dodawać do kwasu w trakcie ciągłego mieszania po 1 ml. Po każdej porcji dodanej zasady odczytać ph. W zakresie ph - 10 zmniejszyć porcje dodawanego ługu do 0,5 ml. Dodawanie zakończyć w momencie uzyskania wartości ph=1. 4

5 Opracowanie wyników 1. Opisać sposób przeprowadzenia doświadczeń.. Narysować wykres zmiany ph w ćwiczeniu Przedstawić wnioski. Literatura. 1. L.Pajdowski: "Chemia ogólna", PWN Warszawa, 1985r. Praca zbiorowa: "Ćwiczenia laboratoryjne z chemii", Politechnika Białostocka, 1990 r. 5

Podobne dokumenty

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ WARTOŚĆ ph ROZTWORÓW WODNYCH WSTĘP 1. Wartość ph wody i roztworów Woda dysocjuje na jon wodorowy i wodorotlenowy: H 2 O H + + OH (1) Stała równowagi tej reakcji, K D : wyraża się wzorem: K D = + [ Η ][